- •I. Строение атома
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •3. Принцип неопределенности Гейзенберга
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •Периодический Закон химических элементов д.И.Менделеева
- •II. Химическая связь
- •II. Химическая связь
- •Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •Основные количественные характеристики
- •Химической связи
- •По квантово-механической теории:
- •Энергия, длина связи, валентный угол
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
7.4.4. Эквивалентная масса соли:
МЭ (соли) = М(соли)/ k . п,
где М(соли) – молярная масса соли,
k – количество атомов металла в молекуле соли,п – валентность металла.
Например, МЭ(Al2SO4)3) = 342/2 . 3 = 57г /моль.
7.5.Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Достаточно знать состав соединения данного элемента с любым другим, эквивалентная масса (эквивалент) которого известна, поскольку - по закону эквивалентов.
7.6.Объем, занимаемый при данных условиях молярной эквивалентной массой газообразного вещества, т.е. 1 молем его эквивалентов, называетсямолярным эквивалентным объемом(или кратко -эквивалентным объемом) этого вещества, VЭ (X) = VМ /k . п = VМ /пЭ(X),
где VМ - объем 1 молялюбого газа при н.у., равный22,4 л(л/моль);
k – количество атомов какого-либо одного элемента в молекуле газа X;
n – валентность этого элемента;пЭ(X) — число эквивалентов газаX (для молекулы любого газа, как и для оксидов, пЭ = k . п, эквивалентов (Э).
Например, для газообразных водорода и кислорода: VЭ(Н2) = 22,4/2 . 1 = 11,2л,пЭ = 2 эквивалента (Э), Э = ½ моля); VЭ(О2) = 22,4/2 . 2 = 5,6 л(пЭ =4Э, Э = ¼ моля); для углекислого газа: VЭ(CО2) = 22,4/4. 1 = 5,6 л/моль (пЭ = 4 Э); для газа ацетилена: VЭ(C2Н2) = 22,4/4 . 2 = 2,8 л/моль (пЭ = 8 Э, Э = 1/8 моля).
3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давление, температура) содержится равное количество молекул: V1/ V2 = п1/п2 .
3.1.Закон Авогадро постулировалмолекулярныйсостав газов. Известно только шесть газоватомарногостроения в обычных, близких к стандартным, условиях – этоблагородные(илиинертные, т.е.нереакционноспособныев таких условиях) газы, составляющиеVIIIA- подгруппу Периодической системы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон.
3.2.В законе Авогадро, одном из основных законов идеальных газов и имеющем первостепенное значение для химии, нашел свое объяснениезакон объемных отношений (Ж.-Л. Гей-Люссак, 1808):Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых давлении и температуре относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
1. Один моль любого газа при одинаковых внешних условиях занимает один и тот же объем, называемый молярным объемом газа, VМ .
При нормальных условиях (273,1 К, 101,3 кПа) VМ = 22,4 л/моль.
2. В 1 моле любого газообразного вещества содержится одинаковое число молекул, названное числом Авогадро, NA = 6,022ּ1023моль –1.
В дальнейшем было установлено, что число Авогадроявляетсяфундаментальной физико-химической постоянной: эточисло структурных единиц - частиц (атомов, молекул, ионов, радикалов, электронов), составляющих 1 моль любого вещества в любом агрегатном состоянии.
3. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых внешних условиях занимает одинаковый объем: N1/ N2 = V1/ V2.
N = n .NA
4. Массы равных объемов двух газов при одинаковых внешних условиях относятся друг к другу как их молярные массы: m1/m2=M1/ M2 .
Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа, взятых при одинаковых условиях, называютплотностью первого газа по второму, иначе – относительной плотностью, D2(1):
D2(1) = m1/m2 .
Поскольку m1/m2=M1/ M2 , то иМ1/М2= D2(1).
Последнее соотношение имеет большое значение, т.к. позволяетопределить молярную массу любого газа(М1) при известной плотности его по отношению к другому газу, умножив ее на молярную массу этого газа:
М1= М2 . D2(1).
Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (М(Н2) = 2,016г/моль,) или воздуху (М(возд) = 29г/моль - это значение считаютсредней молярной массой воздуха,т.к. воздух является смесью газов):
М1= 2,016. DН(1)илиМ1 = 29. DВОЗД,(1).
5.-Еще одно очевидное следствие из закона Авогадро:
В химических реакциях объемы реагирующих и образующихся газов (при одинаковых условиях) относятся между собой как соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Например, в химической реакции Н2 +Cl2= 2HCl
1 объем (Н2) + 1 объем (Cl2) = 2 объема (HCl)